Modelo de Bohr
Bohr estudia el espectro del átomo de H y, basándose en la ley de Plank, postula un modelo que se ajusta a los siguientes postulados:
- El electrón, cuando gira en una determinada órbita, no absorbe ni emite energía.
- Los orbitales en los que gira el electrón deben cumplir que el radio puede ser proporcional al cuadrado del número cuántico principal (n) y la energía es inversamente proporcional, y de signo negativo, al cuadrado de n.
- Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, absorbe/emite energía en forma de luz. ΔE = hν.
Limitaciones del modelo de Bohr
- Solo sirve para átomos hidrogenoides.
- El número cuántico principal (n) es introducido sin ningún rigor científico.
- El concepto de órbita (línea descrita por el electrón) es cambiado por el concepto de orbital.
Correcciones al Atomo de Bohr
Sommerfeld
Introduce el número cuántico “l”, que mide la forma de los orbitales. Sus valores van desde 0 a n-1.
Zeeman
Somete al átomo a un campo magnético, observando un nuevo desdoblamiento en las líneas del espectro. Introduce dos números cuánticos:
- Magnético (m): mide la orientación del orbital (n, l) en el espacio.
- Spin (s): mide el sentido de giro (+1/2, -1/2).
Energía de Ionización
La energía de ionización (EI) mide la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. La EI crece hacia la derecha en un periodo (octeto) y hacia arriba en un grupo (apantallamiento).
Afinidad Electrónica
La afinidad electrónica (AE) mide la energía que se desprende cuando un átomo capta un electrón. Crece hacia arriba en un grupo y hacia la derecha en un periodo.
Electronegatividad
Es la tendencia que tiene un átomo por atraer los electrones de enlace con otro átomo.
Radio/Volumen Atómico
Suponiendo los átomos/iones esféricos, el radio será el radio de la esfera. El radio crece con el número de niveles electrónicos (hacia abajo en un grupo). Si tienen el mismo número de niveles, será más grande el que menos protones tenga (hacia la izquierda y abajo en la tabla periódica).
Carácter Metálico/No Metálico
Muy relacionado con la electronegatividad. Los elementos no metálicos tienen electronegatividad alta y los metálicos baja.
Carácter Oxidante/Reductor
- Un elemento es oxidante si tiende a coger electrones (no metales).
- Un elemento es reductor (se oxida) si tiende a dar electrones (metales).
Valencia Iónica
Número de electrones que comparte un átomo con otro para formar un enlace covalente.
Estado de Oxidación
De un elemento es la valencia con la que actúa el elemento suponiendo todos los enlaces iónicos.
Radio Atómico
Está definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, como la densidad, punto de fusión y punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos.
Polaridad de Enlace (Momento dipolar de enlace)
Un enlace es polar cuando se establece entre dos átomos distintos. Se mide mediante el momento dipolar, que es un vector que va desde el átomo menos electronegativo al más electronegativo y es directamente proporcional a la diferencia de electronegatividad y la distancia entre los átomos del enlace.
Polaridad de Molécula (Momento dipolar de la molécula)
Una molécula será polar cuando uno de los momentos dipolares de los enlaces que la forman es distinto de 0, por tanto, es necesario conocer la geometría molecular.
Enlaces Intermoleculares
Puentes de hidrógeno, fuerzas de Van-der Waals, fuerzas de dispersión de London.
Características Generales
- Se dan entre moléculas (covalentes).
- Son de naturaleza electrostática (atracción entre cargas).
- Son mucho más débiles que los enlaces entre átomos.
- Cuando se rompen o se forman solo se produce un cambio de estado (juntar o separar moléculas).
- Cuando existen estos enlaces, las sustancias presentan puntos de fusión y ebullición anormalmente altos.
Puentes de Hidrógeno
Solo entre moléculas que tienen H unido a O, Flúor o Nitrógeno (átomos muy electronegativos y pequeños). El enlace se establece entre el átomo de H de una molécula y el átomo negativo de la molécula vecina.
Fuerzas de Van Der Waals
Se produce entre moléculas polares. La parte positiva de una molécula se une a la negativa de las vecinas.
Fuerzas de Dispersión de London
- Se produce entre moléculas apolares.
- Se produce por dipolos inducidos.
- Son la causa de la licuación de gases o de la solidificación de líquidos: crecen con la masa molecular.
Propiedades de las Sustancias Covalentes
Hay dos tipos de sustancias covalentes:
- Sustancias moleculares: bajos puntos de fusión y ebullición, baja solubilidad en agua, no son conductores.
- Redes cristalinas covalentes.
Enlace Metálico
Se da entre átomos metálicos, generalmente iguales.
Formación
Los átomos de metal pierden los electrones de la capa de valencia, transformándose en iones positivos (restos positivos). Los restos positivos se colocan en los vértices de una red que se estabiliza debido a que los electrones que han dejado los átomos forman un fluido eléctrico que se mueve a través de la red.
Propiedades de los Metales
- Son sólidos cristalinos con puntos de fusión y ebullición medianamente altos.
- Son blandos, dúctiles y maleables.
- Conducen el calor y la electricidad.
- Tienen densidades medio-altas.
- Producen efectos fotoeléctrico y termoiónico.